Які сили діють між молекулами? Сили, що діють між молекулами

Характеризуючи кількісно міжмолекулярні взаємодії, зазвичай оперують. наступними поняттями: вандервааль- сови сили, електростатична взаємодія, водневі зв'язки та гідрофобні сили. Кількісними характеристикамисумарної дії всіх сил є константа рівноваги та зміни ентальпії та ентропії аналізованої системи.

Міцність зв'язку між двома частинками можна охарактеризувати за допомогою константи освіти К/.

Розглянемо приєднання молекули X до іншої молекули Р, яка може бути молекулами білка, нуклеїнової кислоти, іон металу або будь-яку іншу частинку. Якщо на поверхні Р є лише один центр зв'язування для X, то взаємодія молекул описана рівнянням 3.1, а константа рівноваги Кі визначається рівнянням 3.2:

Константа освіти виражається зазвичай у л/моль (або М_1); вона є прямою мірою міцності зв'язку - чим більше константа, тим сильніша взаємодія. Міцність зв'язку характеризується також зміною стандартної вільної енергії * G ° реакції - чим негативніша * G ° реакції, тим міцніше зв'язок.

ДО/= -RT K, = - 2,303RT lg К, =

5,708 lg Kj кДж моль-1 за 25 °С. (3.3)

Щоб уникнути непорозуміння, важливо пам'ятати, що поряд з константою освіти (асоціації) часто (особливо в ензимології та за певної кислотності) використовують константу дисоціації Kd-

На жаль, у різних областяххімії однаково часто користуються і константами освіти (чи асоціації), і константами дисоціації; тому зручніше користуватись не самими константами освіти, а їх логарифмами, оскільки вони пропорційні відповідним змінам вільної енергії:

К[[Х][Я]). Якщо константа освіти у 1000 разів більша, тобто К/ = 10^t(AG° = -22,8 кДж-моль-1), то у складі комплексу знаходиться 38 % всіх молекул, а при К/= Ю7 ( дуже сильна взаємодія (AG° = - 40 кДж-моль-1, або -9,55 ккал-моль-1), ця величина становить 97%.

Взаємодія ліків та білків здійснюється за допомогою міжмолекулярних сил, що належать до категорії слабких.

Ці взаємодії отримали групову назву вандерва-альсових, оскільки вони були виведені з поправок Ван-дер-Ваальса до закону ідеального газу:

де Р – тиск, V – об'єм, Т – абсолютна температура, п - число молекул і R - постійна газова, рівна 1,987 кал/град/моль.

Рівняння Ван-дер-Ваальса має вигляд:

де a/V2 - поправка, що враховує перешкоду між молекулами, а Ь - поправка, яка враховує їх обсяг.

Міжмолекулярні сили, що зумовлюють відхилення від закону для ідеального газу, відрізняються одна від одної за величиною. Крім того, вони по-різному змінюються із збільшенням відстані.

Як ми знаємо з те, що йшлося про властивості води (2.1.1), молекула загалом електрично нейтральна, то, можливо полярної, т. е. «центр тяжкості» її позитивного заряду може збігатися з «центром тяжкості» негативного заряду.

Така молекула має дипольний момент, який можна визначити, вимірявши здатність молекули орієнтуватися в електричному полі. Чим більше поділзарядів, тобто полярність молекули, тим вищий її дипольний момент.

Найсильніші з усіх слабких взаємодій - це взаємодії типу іон-диполь, тобто сили, що діють між іоном та полярною молекулою (наприклад, Na+ та Н20; рис. 3.1, а). Часто саме ці сили, які грають важливу роль у багатьох біологічних явищах, зумовлюють гідратацію іонів.

тяжіння молекул

Взаємодія іон-індукованого диполя виникає як результат впливу іона на неполярну молекулу (рис. 3.1, б). При цьому заряд іона індукує перетворення неполярної молекули на диполь, внаслідок чого виникає взаємодія, дещо слабша, ніж іон-диполь.

Тяжіння може існувати і між двома диполями (рис. 3.1, в). Така взаємодія (диполь-диполь) зумовлює орієнтацію молекул одна щодо одної і, можливо, грає значної ролі у процесах складання.

Диполь може індукувати перетворення неполярних молекул в диполі. Взаємодії диполь-індукований диполь належать до найслабших (рис. 3.1, г).

Нарешті, дві неполярні молекули можуть притягуватися одна до одної через те, що відбувається взаємна індукціядиполів. Хоча електрони в нейтральній молекулі розподілені навколо ядра рівномірно, якщо розглядати таку молекулу протягом тривалого часу, однак, у кожен Наразііснує значна ймовірність того, що центр негативного заряду не співпадатиме з центром позитивного заряду. Звідси й можливість існування миттєвих диполів, які, хай тимчасово, можуть індукувати перетворення найближчих молекул на такі самі диполі. Між диполями у такій системі виникає слабке тяжіння. Це так звані дисперсійні сили, саме

за рахунок цих сил такі гази як Н2, N2 або Не, що мають неполярні молекули, можуть при належних значеннях температури та тиску переходити до рідкого стану (рис. 3.1, д).

Отже, важлива особливістьвандерваальсових взаємодій між органічними молекулами у тому, що вони обумовлені слабкими силами, діючими лише з малих відстанях; саме цим силам належить, однак, видатна рольу визначенні біологічної структури, біологічної специфічності та характеру біохімічних реакцій. Загальний ефект складається, природно, із взаємодій різних типів.

Вивчаючи кристали різних органічних молекул за допомогою методів дифракції рентгенівських променіві дифракції нейтронів, вдалося показати, що відстань між атомом водню і електронегативним атомом менша за вандерва-альсовий радіус електронегативного атома. Коли вперше за допомогою рентгеноструктурного аналізу, (який не дає можливості встановити локалізацію атома водню), визначили відстань між двома атомами кисню, виявилося, що вона лежить в межах 2,75-2,45 А. Це менше вандерва-альсової відстані між двома атомами кисню (2,8 А) і набагато більше відстані між двома ковалентними зв'язаними атомамикисню (1,4 А). Відхилення можна було пояснити, припустивши, що між двома атомами кисню міститься атом водню. Так виник термін водневий зв'язок.

Водневі зв'язки – це слабкі зв'язки порівняно з ковалентними, але досить сильні порівняно з вандерваальсовими взаємодіями. Енергія, потрібна для того, щоб розірвати ковалентний зв'язокстановить 50-100 ккал/моль, тоді як для розщеплення водневого зв'язку потрібно лише 0,5-12 ккал/моль.

Мабуть, основна причина тієї величезної ролі, яку відіграють у біохімії водневі зв'язки, полягає в тому, що вони часто забезпечують комплементарність поверхонь молекул, що взаємодіють. Тобто місця розташування груп, що утворюють водневі зв'язки, на поверхні взаємодіючих молекул служать важливими «орієнтирами», що забезпечують точне поєднання поверхонь цих молекул.

Однак сили, що зумовлюють агрегацію багатьох органічних молекул та їх зв'язування один з одним у водних розчинах, які не обмежуються водневими зв'язками.

Термін гідрофобний зв'язок або, точніше, гідрофобна взаємодія використовується при описі взаємодій між неполярними групами речовин і білків. Зручною моделлю, яка пояснює цей тип взаємодії, є процес переходу гідрофобної молекули з інертного розчинника (тетрахлорметан) у воду. У цьому спостерігаються дві основні стадії. 1) У воді утворюється «порожнина», розмір якої відповідає розміру розчиненої молекули. Вільна енергія утворення такої порожнини є досить великою, оскільки цей процес супроводжується розривом великої кількості водневих зв'язків. В основному ентальпійний (ДЯ) ефект. 2) Тепер молекули води намагатимуться змінити свою орієнтацію, пристосовуючись до присутності в порожнині неполярної молекули. Зрозуміло, що вони переорієнтуються в такий спосіб, щоб забезпечити оптимальні умовидля вандерваальсових взаємодій та утворити максимальну кількість водневих зв'язків. В результаті такої переорієнтації кількість водневих зв'язків може навіть збільшитися, оскільки водневі зв'язки у воді можуть утворюватися різним чином. Особливо це стосується низьких температур, коли у воді присутні у значній кількості льодоподібні структури. У багатьох випадках обмеження рухливості молекул води, що оточують гідрофобні групи, тобто зростання структурованості води, виявляється самим важливим результатомдії гідрофобних сил При розчиненні вуглеводнів ентальпія утворення нових водневих зв'язків майже повністю компенсується ентальпією утворення порожнини. В результаті сумарна зміна ентальпії (ДЯ) при переході неполярних молекул з інертного розчинника у воду зазвичай близько до нуля (як правило, це невелика позитивна чи негативна величина). Разом з тим зменшення рухливості молекул води призводить до значного зменшення ентропії, тобто дає від'ємне значення AS. Оскільки AG = АН - - TAS, а член TAS позитивний, зміна вільної енергії при переході гідрофобної молекули з інертного розчинника у воду також є позитивною величиною, тобто такий перехід невигідний з енергетичної точки зору. Саме цим пояснюється погана розчинність вуглеводнів у воді.

З тих же причин молекули вуглеводнів прагнуть агрегувати у воді. Процес утворення гідрофобного зв'язку можна уявити як переміщення неполярних частин молекул з води в «гідрофобні» області, що утворюються за рахунок асоціації цих частин. Через війну неполярні частини опиняються у безпосередній близькості друг від друга, т. е. як у оточенні неполярного розчинника. Внаслідок такого переміщення відбувається зменшення числа молекул води, що контактують з гідрофобними ділянками розчиненої речовини, тобто руйнування частини областей структурованої води, що оточують гідрофобні поверхні, внаслідок чого ентропія розчину зростає. Отже, утворення гідрофобного зв'язку між двома вуглеводневими молекулами або алкільними групами зазвичай супроводжується збільшенням ентропії. Оскільки ентропійний член TAS найчастіше робить найбільший внесок у величину вільної енергії, що визначає значення константи К/ часто говорять, що гідрофобне зв'язування має енропійну природу. Однак, як наголошував Дженкс, важливу роль у гідрофобній взаємодії відіграє сильно виражена здатність молекул води «зчіплятися» один з одним, внаслідок чого помітний внесок може робити не тільки ентропійний член, але й ентальпійна складова вільної енергії.

Залежно від характеру взаємодії розчиненої речовини з водою, ентропія утворення гідрофобних зв'язків (ASf) може бути іноді рівною нулю або навіть негативною. Саме це має місце у випадку гетероциклічних сполук, які містять як гідрофобні ділянки, так і полярні групи, здатні утворювати водневі зв'язки з водою. Хоча ці групи дійсно утворюють водневі зв'язки, проте вони все ж таки викликають зменшення структурованості води, що їх оточує. Це зменшення іноді компенсує або навіть перевищує зростання структурованості, яке має місце в областях, що оточують гідрофобні ділянки. Отже, зміна ентропії при перенесенні гетероциклічних молекул у воду може бути позитивною. І навпаки, зміна ентропії при асоціації гетероциклічних молекул у воді може бути негативною.

Оскільки структурованість води, що оточує гетероциклічні основи, менша, ніж води, що оточує повністю неполярні молекули, зміна ентальпії, що супроводжує гідрофобну асоціацію гетероциклічних молекул, може бути досить негативною, щоб асоціація виявилася вигідною, навіть незважаючи на зменшення ентропії.

Константа утворення К) при гідрофобній асоціації часто зростає із зростанням температур, що відрізняє процес гідрофобної взаємодії від більшості реакцій асоціації за участю полярних молекул.

З рівняння R ln/C/ = - AG°/T = - АН°/Т + AS0 видно, що для утворення міцних асоціатів необхідно, щоб величина АН0 мала досить велике негативне значення, або AS0 було досить великою позитивною величиною. Якщо АН негативно, як це має місце для більшості екзергонічних реакцій (наприклад, при протонуванні NH3A/y° = - 52 кДж моль-1), то К/ зменшуватиметься з підвищенням температури. Однак якщо AS0 - це велика позитивна величина, АН0 може бути позитивним, що часто спостерігається при утворенні гідрофобних асоціатів. У цьому випадку Кі зростатиме із зростанням температури (табл. 3.2).

Зростання стабільності при підвищенні температури іноді використовують як показник гідрофобної природи зв'язування.

Загальна характеристика міжмолекулярних сил взаємодії подана у табл. 3.2.

Вступ

Контактна взаємодія кристалічних тілміж собою, а також з газами та рідинами також супроводжується появою міжмолекулярних або міжатомних зв'язків між елементарними частинкамиконтактуючих речовин.

Будова речовини визначається як взаємним розташуванням атомів у хімічних частинках, а й розташуванням цих хімічних частинок у просторі. Найбільш упорядковано розміщення атомів, молекул та іонів у кристалах (від грецького "кристалос" - лід), де хімічні частинки (атоми, молекули, іони) розташовані в певному порядку, утворюючи в просторі кристалічні ґрати. При певних умовосвіти вони можуть мати природну формуправильних симетричних багатогранників Кристалічний стан характеризується наявністю далекого порядку розташування частинок і симетрією кристалічної решітки.

Міжмолекулярні сили взаємодії та їх природа

Міжмолекулярна взаємодія - взаємодія між електрично-нейтральними молекулами або атомами; визначає існування рідин і молекулярних кристалів, відмінність реальних газів від ідеальних і проявляється у різноманітних фізичних явищ. Міжмолекулярна взаємодія залежить від відстані r між молекулами і, як правило, описується потенційною енергією взаємодії U(r) (потенціалом М. в.), оскільки саме середня потенціальна енергіявзаємодії визначає стан та багато властивостей речовини.

Вперше М. в. взяв до уваги Я. Д. Ван дер Ваальс (1873) для пояснення властивостей реальних газів та рідин. Ван дер Ваальс припустив, що на малих відстанях між молекулами діють сили відштовхування, які зі збільшенням відстані змінюються силами тяжіння. На основі цих уявлень, навіть не розглядаючи кількісної залежності міжмолекулярної взаємодії від відстані, він отримав так зване Ван-дер-Ваальса рівняння стану реального газу.

Ван-дер-Ваальсові сили - сили міжмолекулярної взаємодії з енергією 0,8 - 8,16 кДж/моль. Цим терміном спочатку позначалися всі такі сили, але зараз він зазвичай застосовується до сил, що виникають при поляризації молекул та утворення диполів.

До Ван-дер-Ваальсових сил відносяться взаємодії між диполями (постійними та індукованими). Назва пов'язана з тим фактом, що ці сили є причиною виправлення на внутрішній тиск у рівнянні стану реального газу Ван-дер-Ваальса. Ці взаємодії здебільшого визначають сили, відповідальні за формування просторової структурибіологічних макромолекул. Існує три типи Ван-дер-Ваальсових сил:

1. Орієнтаційні сили,

2. Дисперсійні (лондонівські) сили,

3. Індукційні сили.

Досі багато авторів виходять із припущення, що Ван-дер-Ваальсові сили визначають міжшарову взаємодію в шаруватих кристалах, що суперечить експериментальним даним: масштабу анізотропії температури Дебая і, відповідно, масштабу анізотропії ґратового відображення. Виходячи з цього помилкового припущення побудовано багато двовимірних моделей, що "описують" властивості, зокрема графіту і нітриду бору.

Прояви у природі:

· Зчеплення частинок малих астероїдів, кільця Сатурна;

· Здатність геконів ходити по абсолютно гладким поверхням, наприклад склу

Рівняння стану газу Ван-дер-Ваальса - рівняння, що зв'язує основні термодинамічні величиниу моделі газу Ван-дер-Ваальса.

Хоча модель ідеального газу добре описує поведінку реальних газів при низький тискі високих температурах, В інших умовах її відповідність з досвідом набагато гірша. Зокрема, це проявляється в тому, що реальні гази можуть бути переведені в рідке і навіть у твердий стан, а ідеальні – не можуть.

Для більш точного описуповедінки реальних газів при низьких температурахбула створена модель газу Ван-дер-Ваальса, яка враховує сили міжмолекулярної взаємодії. У цій моделі внутрішня енергія U стає функцією як температури, а й обсягу.

Термічним рівнянням стану (або, часто, просто рівнянням стану) називається зв'язок між тиском, об'ємом та температурою.

Для одного моля газу Ван-дер-Ваальса воно має вигляд:

*p - тиск,

* V - обсяг,

* T - абсолютна температура,

*R - універсальна газова постійна.

Видно, що це рівняння фактично є рівнянням стану ідеального газу із двома поправками. Поправка a враховує сили тяжіння між молекулами (тиск на стінку зменшується, тому є сили, що втягують молекули прикордонного шару всередину), поправка b - сили відштовхування (з загального обсягувіднімаємо обсяг, який займає молекулами).

Для н молей газу Ван-дер-Ваальса рівняння стану виглядає так:

Внутрішня енергія газу Ван-дер-Ваальса:

Потенційна енергія міжмолекулярних сил взаємодії обчислюється як робота, яку здійснюють ці сили при розведенні молекул на нескінченність:

Внутрішня енергія газу Ван-дер-Ваальса складається з його кінетичної енергії(енергії теплового руху молекул) і щойно нами порахованою потенційною. Так, для одного моль газу:

де - молярна теплоємність при постійному обсязіяка передбачається не залежною від температури.

Сили тяжіння:

Орієнтаційні сили діють між полярними молекулами, тобто володіють дипольними електричними моментами. Сила тяжіння між двома полярними молекулами максимальна в тому випадку, коли їх дипольні моменти розташовуються вздовж однієї лінії. В результаті тяжіння диполів перевершує їхнє відштовхування. Взаємодія диполів залежить від їхньої взаємної орієнтації, і тому сили дипольної взаємодії називаються орієнтаційними. Хаотичне тепловий рухбезперервно змінює орієнтацію полярних молекул, але, як показує розрахунок, середнє за всілякими орієнтаціями значення сили має певну величину, що не дорівнює нулю.

Сили відштовхування:

Сили відштовхування діють між молекулами на дуже малих відстанях, коли приходять у контакт заповнені електронні оболонкиатомів, що входять до складу молекул. Існуючий квантової механіки принцип Паулі забороняє проникнення заповнених електронних оболонок друг в друга. Виникаючі при цьому сили відштовхування залежать у більшою мірою, Чим сили тяжіння від індивідуальності молекул.

Індукційні сили

Індукційні (або поляризаційні) сили діють між полярною та неполярною молекулами. Полярна молекула створює електричне поле, яке поляризує молекулу з електричними зарядами, Поступово розподіленими за обсягом. Позитивні зарядизміщуються у напрямку електричного поля(тобто від позитивного полюса), а негативні - проти (до позитивного полюса). У результаті неполярної молекули індукується дипольний момент.

Ця енергія називається індукційною, оскільки вона виникає завдяки поляризації молекул, викликаної електростатичною індукцією.

Дисперсійні сили

Між неполярними молекулами діє дисперсійна міжмолекулярна взаємодія. Природу цієї взаємодії було з'ясовано повністю лише після створення квантової механіки. В атомах і молекулах електрони складно рухаються навколо ядер. У середньому за часом дипольні моменти неполярних молекул виявляються рівними нулю. Але кожен момент електрони займають якесь становище. Тому миттєве значення дипольного моменту (наприклад, атома водню) відмінно від нуля. Миттєвий диполь створює електричне поле, що поляризує сусідні молекули. В результаті виникає взаємодія миттєвих диполів. Енергія взаємодії між неполярними молекулами є середній результатвзаємодії всіляких миттєвих диполів з дипольними моментами, які вони наводять у сусідніх молекулах завдяки індукції

Міжмолекулярна взаємодія даного типуназивається дисперсійним тому, що дисперсія світла в речовині визначається тими ж властивостями молекул, що і ця взаємодія. Дисперсійні сили діють між усіма атомами і молекулами, оскільки механізм їх появи залежить від цього, чи є у молекул (атомів) постійні дипольні моменти чи ні. Зазвичай ці сили перевищують за величиною як орієнтаційні, і індукційні. Тільки при взаємодії молекул з великими дипольними моментами, наприклад, молекул води, F or > F disp (в 3 рази для молекул води). При взаємодії таких полярних молекул, як CO, HI, HBr та інших, дисперсійні сили в десятки і сотні разів перевершують всі інші.

Природа міжмолекулярної взаємодії

Міжмолекулярна взаємодія має електричну природуі складається з сил тяжіння (орієнтаційних, індукційних та дисперсійних) та сил відштовхування.

Орієнтаційні сили

Два електричних диполя ab та cd при зазначеному взаємне розташуванняпритягуються, тому що різноіменні заряди в точках b і з взаємодіють сильніше, ніж однойменні заряди в точках а і с (а також b і d).

Міждумолекулярні сили збільшуються зі збільшенням тиску і зменшуються зі збільшенням температури.

Орієнтаційні сили діють між полярними молекулами, тобто володіють дипольними електричними моментами. Потенційна енергія орієнтаційної міжмолекулярної взаємодії:

де p 1, p 2 - Дипольні моменти взаємодіючих молекул.

« Фізика – 10 клас»

Чи можна пояснити властивості речовини у всіх її агрегатних станах будовою речовини, рухом та взаємодією її частинок?

Сили взаємодії молекул.

Молекули взаємодіють друг з одним. Без цієї взаємодії не було б ні твердих, ні рідких тіл.

Довести існування значних сил взаємодії між атомами чи молекулами нескладно. Спробуйте зламати товсту палицю! Адже вона складається з молекул. Але одні сили тяжінняне можуть забезпечити існування стійких утворень з атомів та молекул. На дуже малих відстанях між молекулами обов'язково діють сили відштовхування. Завдяки цьому молекули не проникають одна в одну і шматки речовини ніколи не стискаються до розмірів порядку розмірів однієї молекули.

Молекула- це складна система, що складається з окремих заряджених частинок: електронів та атомних ядер.

У цілому нині молекули електрично нейтральні, проте з-поміж них на малих відстанях діють значні електричні сили: відбувається взаємодія електронів і атомних ядер сусідніх молекул.

Якщо молекули перебувають у відстанях, перевищують їх розміри у кілька разів, то сили взаємодії мало позначаються.

На відстанях, що перевищують 2-3 діаметри молекул, діють сили тяжіння. У міру зменшення відстані між молекулами їх сила взаємного тяжінняспочатку збільшується, але одночасно збільшується і сила відштовхування. За певної відстані r 0 сила тяжіння стає рівною силоювідштовхування. Ця відстань вважається рівним діаметрумолекули.

При подальшому зменшенні відстані електронні оболонки атомів починають перекриватися та швидко збільшується сила відштовхування. На малюнку 8.5 показано графіки залежності потенційної енергії взаємодії молекул (рис. 8.5, а) та сил тяжіння (1) та відштовхування (2) (рис. 8.5, б) від відстані між молекулами. При r = r 0 потенційна енергія мінімальна, сила тяжіння дорівнює силі відштовхування. При r > r 0 сила тяжіння більша від сили відштовхування; при r< r 0 сила притяжения меньше силы отталкивания.

Молекулярно-кінетична теорія дає можливість зрозуміти, чому речовина може перебувати в газоподібному, рідкому та твердому станах.

Отже, між молекулами діють сили тяжіння і беруть участь у тепловому русі. Агрегатний станречовини визначається тим, яке з цих двох властивостей молекул є основним.

Гази.

У газах відстань між атомами або молекулами в середньому набагато більше розмірів самих молекул. Наприклад, при атмосферному тиску обсяг судини в десятки тисяч разів перевищує обсяг молекул, що знаходяться в ньому.

Гази легко стискаються, зменшується середня відстань між молекулами, але форма молекули не змінюється.

Гази можуть необмежено розширюватись. Вони не зберігають ні форми, ні об'єму. Численні удари молекул об стінки судини утворюють тиск газу.

Молекули газу з величезними швидкостями – сотні метрів за секунду – рухаються у просторі. Зіштовхуючись, вони відскакують один від одного в різні сторониподібно до більярдних куль. Слабкі силитяжіння молекул газу не здатні утримати їх одна біля одної.

У газах середня кінетична енергія теплового руху молекул більша за середню потенційну енергію їхньої взаємодії, тому часто потенційною енергією взаємодії молекул ми можемо знехтувати.

Рідини.

Молекули рідини розташовані майже впритул один до одного, тому молекула рідини поводиться інакше, ніж молекула газу.

У рідинах існує так званий ближній порядок, Т. е. впорядковане розташування молекул зберігається на відстанях, рівних кільком молекулярним діаметрам.

Молекула коливається біля свого положення рівноваги, зіштовхуючись із сусідніми молекулами. Лише іноді вона робить черговий «стрибок», потрапляючи в нове положення рівноваги.

У положенні рівноваги сила відштовхування дорівнює силі тяжіння, тобто сумарна сила взаємодії молекули дорівнює нулю.

Характер молекулярного руху на рідинах, вперше встановлений радянським фізикомЯ. І. Френкелем, дозволяє зрозуміти основні властивостірідин. за образного виразувченого: «...молекули рідини ведуть кочовий спосіб життя...» При цьому час осілого життя молекули води, тобто час її коливань біля одного певного положення рівноваги при кімнатній температурі, У середньому 10 -11 с. Час одного коливання значно менше (10 -12 - 10 -13 с). З підвищенням температури час осілого життя молекул зменшується.

Молекули рідини знаходяться безпосередньо одна біля одної. При зменшенні обсягу сили відштовхування стають дуже великими. Цим і пояснюється мала стисливість рідин.

Рідини: 1) малостисливі;
2) текучі тобто не зберігають своєї форми.

Пояснити плинність рідин можна так. Зовнішня сила помітно не змінює числа перескоків молекул на секунду. Але перескоки молекул з одного осілого становища до іншого відбуваються переважно у напрямі дії зовнішньої сили. Ось чому рідина тече і набуває форми судини.

У рідинах середня кінетична енергія теплового руху молекул можна порівняти із середньою потенційною енергією їх взаємодії. Наявність поверхневого натягу доводить, що сили взаємодії молекул рідин істотні, і нехтувати ними не можна.

Тверді тіла.

Атоми чи молекули твердих тіл, на відміну атомів і молекул рідин, коливаються біля певних положень рівноваги. З цієї причини тверді тіла зберігають як обсяг, а й форму.

У твердих тілах середня потенційна енергія взаємодії молекул набагато більша за середню кінетичну енергію їх теплового руху.

Якщо з'єднати центри положень рівноваги атомів або іонів твердого тіла, то вийде правильна просторова решітка, яка називається кристалічної.

На рисунках 8.6 та 8.7 зображені кристалічні грати кухонної соліта алмазу. Внутрішній порядок розташування атомів кристалів призводить до правильним зовнішнім геометричним формам.

Розраховувати значення дипольних моментів молекул спочатку не вміли. До створення квантової механіки це було неможливо.
Але якщо вважати дипольні моменти і р2 двох молекул відомими, то залежність сили взаємодії між ними від відстані можна обчислити. Для цього потрібно лише знати закон взаємодії двох точкових електричних зарядів. Цей закон (закон Кулона) вже давно був відомий. Сила тяжіння двох диполів максимальна, коли вони розташовуються вздовж однієї лінії
1 2 3 4 © © © ©
Мал. 2.8
(Рис. 2.8). Ця сила виникає через те, що відстань між різноіменними зарядами, що знаходяться в точках 2 і 3, трохи менше ніж між однойменними, розташованими в точках 1, 3 і 2, 4.
Сила взаємодії диполів залежить від їх взаємної орієнтації. Тому вона називається орієнтаційною. Хаотичне теплове рух безперервно змінює орієнтацію молекул-диполів. З огляду на це силу взаємодії диполів потрібно обчислювати як середню за всілякими орієнтаціями. Розрахунки призводять до наступного результату: сила тяжіння пропорційна добутку дипольних моментів р1 і рг молекул і обернено пропорційна відстані між ними в сьомому ступені:
РіРг
(2.4.2)
Це дуже швидке убування в порівнянні з силою взаємодії точкових заряджених частинок, яка пропорційна.
ональна -5. Н
Індукційні (поляризаційні) сили
Можна вказати ще одну досить просту взаємодію молекул. Воно виникає між двома молекулами, одна з яких має дипольний момент, а інша - ні.
Дипольна молекула створює електричне поле, яке поляризує молекулу з електричними зарядами рівномірно розподіленими за обсягом. Позитивні заряди зміщуються за напрямом ліній напруженості електричного поля, а негативні - проти. Внаслідок цього неполярна молекула розтягується (поляризується) і у неї виникає дипольний момент (рис. 2.9).
Мал. 2.9
Силу взаємодії можна розрахувати й у разі. Вона пропорційна дипольному моменту р полярної молекули, деякою величиною а, що характеризує здатність неполярної молекули поляризуватися (вона називається поляризованістю), і назад пропорційна сьомого ступеня відстані між молекулами:
(2.4.3)
г
Ці сили тяжіння називаються індукційними чи поляризаційними, оскільки вони виникають завдяки поляризації молекул, спричиненої електростатичною індукцією.
Дисперсійні сили
Відомо, що сили тяжіння існують і між неполярними молекулами. Наприклад, атоми інертних газів немає дипольного моменту, проте притягуються друг до друга.
Якісно і дуже приблизно поява цих сил можна пояснити так. В атомах і молекулах електрони якимось складним чином рухаються навколо ядер, і в середньому за часом дипольні моменти молекул можуть дорівнювати нулю. Але в кожний момент часу електрони займають певне положення. Тому миттєве значення дипольного моменту на відміну від нуля. Такий «миттєвий» диполь створює поле, що поляризує сусідні неполярні атоми. Через це миттєві диполі починають взаємодіяти один з одним. Повна силавзаємодії між неполярними молекулами є середній результат взаємодії різних «миттєвих» диполів.
Розрахунок, виконаний у рамках квантової механіки, призводить до висновку, що сила взаємодії в цьому випадку пропорційна добутку поляризуемостей молекул OCj і а2 і пропорційна сьомого ступеня відстані:
(2.4.4)
Ці сили називаються дисперсійними, тому що дисперсія світла (залежність показника заломлення світла
3-2915
від частоти) визначається тими самими властивостями молекул, як і розглянуті сили.
Дисперсійні сили діють між усіма атомами і молекулами, оскільки механізм їхнього прояву залежить від цього, чи є в них постійні дипольні моменти чи ні. Зазвичай ці сили перевершують як орієнтаційні, і індукційні сили. Тільки при взаємодії молекул з великими дипольними моментами, наприклад, молекул води, орієнтаційна сила виявляється більш дисперсійною (для молекул води в 3 рази). При взаємодії таких полярних молекул, як СО, НС1, дисперсійні сили в десятки і сотні разів перевершують інші сили.
Істотно, що всі три типи сил тяжіння однаковим
чином зменшуються з відстанню пропорційно 4=. Втім,
г1
на відстанях, у кілька разів великих розмірівмолекул, починає позначатися кінцівка швидкості поширення електромагнітних взаємодій. Через це на відстанях порядку Ю-5 см сили тяжіння починають зменшуватися вже
ЇСЙ-1С Q
г8
Сили відштовхування
Тепер звернемо увагу на сили відштовхування, що діють між молекулами на дуже малих відстанях. З одного боку, ситуація тут простіша, а з іншого - складніша. Простіше тому, що ці сили дуже швидко зростають при зближенні молекул, і тому та чи інша швидкість зміни сили з відстанню не надає помітного впливу протягом будь-яких процесів.
Складність у тому, що сили відштовхування значно більшою мірою, ніж сили тяжіння, залежить від індивідуальності молекул. Знаючи, як молекула А відштовхує молекули Б і С, ми ще не в змозі судити, які сили відштовхування будуть діяти між молекулами В і С. При безпосередньому зближенні молекул їх електронні оболонки починають перекриватися і особливість будови молекул позначається більшою мірою, ніж при великих відстаняхміж ними.
Досить хорошим результатамнаводить припущення, що сили відштовхування зростають при зближенні молекул за законом
(2.4.5)
Враховуючи, що сили тяжіння зі зменшенням відстані
1
ня збільшуються пропорційно, а сили відштовхування-
г"
1
ня - пропорційно -jg, можна зразкову залежність сил від відстані зобразити графічно.
Графік залежності молекулярних сил
від відстані між молекулами
Розглянемо, як змінюється залежно від відстані між молекулами проекція результуючої сили взаємодії з-поміж них на пряму, що з'єднує центри молекул. Якщо молекули перебувають у відстанях, перевищують їх розміри у кілька разів, то сили взаємодії з-поміж них мало позначаються. Сили взаємодії між молекулами короткодіючі.
На відстанях, що перевищують 2-3 діаметри молекул, сила відштовхування практично дорівнює нулю. Помітна лише сила тяжіння. У міру зменшення відстані сила тяжіння зростає і одночасно починає позначатися сила відштовхування. Ця сила швидко збільшується, коли електронні оболонки молекул починають перекриватися.
На малюнку 2.10 графічно зображено залежність проекції Fr сили взаємодії молекул від відстані між ними

з-центрами. На відстані г0, приблизно рівному сумірадіусів молекул, Fr = 0, оскільки сила тяжіння дорівнює модулю силі відштовхування. При г > г0 між молекулами діє сила тяжіння. Проекція сили, що діє праву молекулу, негативна. При г Походження сил пружності
Залежність сил взаємодії молекул від відстані між ними пояснює появу сили пружності при стисканні та розтягуванні тіл. Якщо намагатися зблизити молекули на відстань менше г0, то починає діяти сила, що перешкоджає зближенню. Навпаки, при видаленні молекул одна від одної діє сила тяжіння, що повертає молекули у вихідні положення після припинення зовнішнього впливу.
При малому зміщенні молекул з положень рівноваги сили тяжіння чи відштовхування ростуть лінійно зі збільшенням усунення. На малій ділянці криву можна вважати відрізком прямої (потовщена ділянка кривої на рис. 2.10). Саме тому за малих деформацій виявляється справедливим закон Гука, за яким сила пружності пропорційна деформації. При великих усуненнях молекул закон Гука вже несправедливий.
Оскільки при деформації тіла змінюються відстані між усіма молекулами, то частку сусідніх верств молекул припадає незначна частина загальної деформації. Тому закон Гука виконується при деформаціях, що в мільйони разів перевищують розміри молекул.
Атомно-силовий мікроскоп
На дії сил відштовхування між атомами та молекулами на малих відстанях заснований пристрій атомно-силового мікроскопа (АСМ). Цей мікроскоп на відміну від тунельного дозволяє отримувати зображення, що не проводять. електричний струмповерхонь. Замість вольфрамового вістря в АСМ використовують невеликий уламок алмазу, загострений до атомних розмірів. Цей уламок закріплюється на тонкому металевому утримувачі. При зближенні вістря з досліджуваною поверхнею електронні хмари атомів алмазу та поверхні починають перекриватися та виникають сили відштовхування. Ці сили відхиляють кінчик алмазного вістря. Відхилення реєструється за допомогою лазерного променя, що відбивається від дзеркальця, закріпленого на тримачі Відбитий промінь приводить у дію п'єзоелектричний маніпулятор, аналогічний маніпулятор тунельного мікроскопа. Механізм зворотнього зв'язкузабезпечує таку висоту алмазної голки над поверхнею, щоб згинання пластини тримача залишався незмінним.
На малюнку 2.11 ви бачите зображення полімерних ланцюгів амінокислоти аланіну, одержане за допомогою АСМ. Кожен горбок є однією молекулою амінокислоти.
Мал. 2.11
В даний час сконструйовані атомні мікроскопи, пристрій яких заснований на дії молекулярних сил тяжіння на відстанях, що в кілька разів перевищують розміри атома. Ці сили приблизно в 1000 разів менші від сил відштовхування в АСМ. Тому застосовується складніша чутлива система для реєстрації сил.
Атоми та молекули складаються з електрично заряджених частинок. Завдяки дії електричних силна малих відстанях молекули притягуються, але починають відштовхуватись, коли електронні оболонки атомів перекриваються.

Якщо відкрити кран у трубці, що з'єднує вгорі два балони, один з яких наповнений газом, а інший - порожній, частина газу з першого негайно перейде в другий. Речовина, що знаходиться в газовому стані, Завжди повністю займає наданий йому обсяг. Якщо перший балон буде наповнений (порожній) балон не відбудеться. Якщо знехтувати незначним випаром, то й рідина та тверде тіло залишаться на своїх місцях.

Чим пояснюється ця різниця між поведінкою газів та рідин? Коли речовина знаходиться в рідкому стані, між його молекулами діють сили, що заважають молекулам речовини розлітатися на всі боки. Будемо називати ці сили молекулярними силами чи силами зчеплення. Дуже наочно видно прояв сил зчеплення, коли крапельки дощу повисають на дротах чи листі і деякий час не падають униз (рис. 372). У цьому випадку сили зчеплення не тільки заважають молекулам розлітатися на всі боки, але і врівноважують силу тяжіння, що діє на краплю.

Мал. 372. Краплі води, що повисли, утримується від падіння силами зчеплення. Занадто важка крапля падає

У твердих тілах, очевидно, також діють сили зчеплення, що утримують молекули одна біля одної.

Чому ж сили зчеплення не виявляються в газах та парах? Ми знаємо, що в газах і парах молекули віддалені одна від одної, взагалі кажучи, значно більша відстань, ніж молекули в рідинах і твердих тілах. Природно припустити, що сили зчеплення швидко зменшуються і тому помітно діють лише з невеликих відстанях між молекулами; цим і пояснюється, що вони майже не виявляють себе у газах.

Це може бути підкріплено такими спостереженнями. Частини скляної склянки міцно зчеплені між собою, і для їхнього роз'єднання, тобто для руйнування склянки, потрібна значна сила. Проте «коштує склянці розбитися - і розбиті частини вже не взаємодіють між собою, якщо їх прикладати одна до одної. Справа в тому, що, прикладаючи частини розбитої склянки один до одного, ми зближуємо лише мізерну кількість молекул. Інші молекули залишаються на відстані хоча й невеликій, проте достатньої для того, щоб взаємодія молекул була мізерно малою. Але нагріті і внаслідок цього розм'якшені шматки скла при зіткненні злипаються. У цьому випадку зближується до малої відстані велике числомолекул і сили взаємодії виявляються більшими.

У випадках м'яких матеріалів, застосовуючи достатні сили, можна привести в дотик велику кількість молекул і при не зовсім рівної поверхні. Це, наприклад, можна зробити зі свинцем. Якщо два свіжозрізані свинцеві бруски притиснути один до одного, то вони злипаються так, що можуть витримати вагу великої гирі (рис. 373).

Мал. 373. Свинцеві бруски злипаються настільки сильно, що витримують тяжкість великої гирі.

Ми дійшли висновку, що молекули рідин та твердих тіл взаємно притягуються. Однак це не пояснює нам усіх властивостей рідин та газів. Насправді, рідини та тверді тіла набагато важче стискаються, ніж гази. Щоб зменшити їх обсяг, наприклад на 1%, рідини (і тверді тіла) потрібно піддати незрівнянно більшого тиску, Чим гази.

Чим пояснити, що з стисненні рідин (і твердих тіл) виникає величезний тиск, що перешкоджає цьому стиску? Для пояснення цього факту слід припустити, що при зменшенні відстані між молекулами рідкого або твердого тіла між ними виникають великі сили відштовхування. На рис. 374 показано приблизну залежність сили взаємодії від відстані між молекулами. Позитивна силавідповідає відштовхуванню молекул, негативна - тяжіння молекул одна до одної. Відстань відповідає стійкому рівноважному (ненапруженому) стану тіла. У цьому стані. При відхиленні від значення виникають сили, які прагнуть відновити стан рівноваги. З малюнка видно, що при зміщенні від значення у бік великих між молекулами виникає сила тяжіння, спочатку різко зростаюча по модулю до значення, а потім поступово спадає в міру збільшення. При зміщенні від значення у бік менших виникає сила відштовхування, що дуже швидко зростає при зменшенні .

Мал. 374. Залежність сили взаємодії молекул від відстані між ними

Внаслідок теплового руху молекули здійснюють малі коливання біля рівноважних положень, у процесі яких сили тяжіння змінюються силами відштовхування та навпаки. Щоб стиснути рідину (наприклад, стиснути воду в циліндрі поршнем) потрібно зменшити середні відстані між молекулами. При цьому виникають зростаючі сили відштовхування між молекулами, завдяки чому збільшується тиск рідини на стінки судини. Ми бачили, що рідини мізерне зменшення обсягу пов'язані з дуже великим збільшенням тиску. Ці міркування можна віднести також і до твердих тіл.

Середні відстані між молекулами газів, що знаходяться при звичайних умовах(кімнатна температура, атмосферний тиск) становлять десятки рівноважних відстаней, внаслідок чого сили тяжіння між молекулами газу вкрай малі. Тому молекули газу розлітаються на всі боки внаслідок молекулярного руху. Однак ці міркування не застосовні до сильно стиснених газів: у стислих газах взаємодія молекул позначається помітно.